Какие свойства проявляет аммиак в водном растворе
Аммиак
Строение молекулы и физические свойства
В молекуле аммиака NH3 атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:
Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3о:
У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:
Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.
Способы получения аммиака
В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поскольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.
Например, аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:
2NH4Cl + Са(OH)2 → CaCl2 + 2NH3 + 2Н2O
Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.
Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.
Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.
Например, гидролиз нитрида кальция:
Ca3N2 + 6H2O → ЗСа(OH)2 + 2NH3
В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.
N2 + 3Н2 ⇄ 2NH3
Процесс проводят при температуре 500-550оС и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.
Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.
Химические свойства аммиака
1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H+), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:
:NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH–
Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание. При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.
Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.
2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.
Например, аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):
NH3 + H2SO4 → NH4HSO4
2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4
Еще один пример: аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:
NH3 + H2O + CO2 → NH4HCO3
2NH3 + H2O + CO2 → (NH4)2CO3
Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть здесь.
В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония.
NH3 + HCl → NH4Cl
Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.
3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды.
Например, водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):
FeSO4 + 2NH3 + 2H2O → Fe(OH)2 + (NH4)2SO4
4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – аминокомплексы.
Например, хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):
4NH3 + CuCl2 → [Cu(NH3)4]Cl2
Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:
4NH3 + Cu(OH)2 → [Cu(NH3)4](OH)2
5. Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду:
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O
Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.
Например, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:
2NH3 + 2Na → 2NaNH2 + H2
Также возможно образование Na2NH, Na3N.
При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:
2NH3 + 2Al → 2AlN + 3H2
7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.
Например, аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:
2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl
Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:
2NH3 + 3H2O2 → N2 + 6H2O
Оксиды металлов, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.
Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:
2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2 + 3H2O
Источник
Аммиак – NH3
Аммиак
(в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим
названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на
перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH2)2CO,
содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается
особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По
другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского
слова амониан. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH4Cl, который при нагревании испаряет аммиак.
1. Строение молекулы
Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с
атомом азота в вершине. Три неспаренных
p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных
связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара
внешних электронов является неподелённой, она может образовать
донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4+.
Вид химической связи: ковалентная полярная, три одинарные σ – сигма связи N-H
2. Физические свойства аммиака
При нормальных условиях
— бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти
вдвое легче воздуха, ядовит. По
физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и
нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать
токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Пары аммиака сильно раздражают
слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и
воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение,
боль в глазах, химический ожог конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы
кашля, покраснение и зуд кожи. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно
велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме
воды.
3. Получение аммиака
В лаборатории | В |
Для получения аммиака в лаборатории NH4Cl (NH4)2SO4 Внимание! Гидроксид аммония неустойчивое основание, При получении аммиака держите пробирку – приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха: | Промышленный способ получения аммиака N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) Условия: катализатор температура давление Это так называемый процесс Габера (немецкий |
4. Химические свойства аммиака
Для аммиака характерны реакции:
- с
изменением степени окисления атома азота (реакции окисления) - без
изменения степени окисления атома азота (присоединение)
Реакции N-3 → N0 → N+2 NH3 – сильный |
с кислородом 1. Горение аммиака (при нагревании) 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20 2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O Видео – Эксперимент ” Окисление аммиака в |
с оксидами металлов 2 NH3 |
с сильными окислителями 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl |
аммиак – непрочное соединение, при 2NH3↔ N2 + 3H2 |
5. Применение аммиака
По объемам производства
аммиак занимает одно из первых мест; ежегодно во всем мире получают около 100
миллионов тонн этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде
водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH3.
Огромные количества аммиака далее используются для получения азотной кислоты, которая идет на производство удобрений и множества других продуктов. Аммиачную воду
применяют также непосредственно в виде удобрения, а иногда поля поливают из
цистерн непосредственно жидким аммиаком. Из аммиака получают различные соли аммония, мочевину, уротропин. Его применяют также в качестве дешевого
хладагента в промышленных холодильных установках.
Аммиак используется
также для получения синтетических
волокон, например, найлона и капрона. В легкой промышленности он используется при очистке и крашении хлопка,
шерсти и шелка. В нефтехимической промышленности аммиак используют для
нейтрализации кислотных отходов, а в производстве природного каучука аммиак
помогает сохранить латекс в процессе его перевозки от плантации до завода.
Аммиак используется также при производстве соды по методу Сольве. В
сталелитейной промышленности аммиак используют для азотирования – насыщения
поверхностных слоев стали азотом, что значительно увеличивает ее твердость.
Медики
используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт)
в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека
из обморочного состояния. Для человека аммиак в такой дозе не опасен.
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр №1 “Горение аммиака”
Тренажёр №2 “Химические свойства аммиака”
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Осуществить превращения по схеме:
а) Азот→ Аммиак → Оксид азота (II)
б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот
в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония
Для ОВР составить е-баланс, для РИО полные, ионные уравнения.
№2. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.
Источник
Кислотно-основное взаимодействие растворенного вещества с растворителем. Особый интерес для аналитической химии представляет необычное поведение в неводных растворах многих веществ. Например. СНзСООН, обладающая в водных растворах свойствами слабой кислоты, ведет себя в жидком аммиаке как сильная кислота, а в среде жидкого фтористого водорода — как основание. [c.392]
Свойства. Белый волокнистый порошок с сероватым или/желтоватым оттенком, без запаха и вкуса. Метилцеллюлоза, содержащая от 14 до 33% метоксигрупп, растворима в холодной воде (образуется прозрачный. или опалес-шфующий вязкий коллоидный раствор, нейтральная реакция на лакмус), в ледяной уксусной кислоте, бензоле, толуоле, ацетоне и в смеси равных объемов этилового спирта и хлороформа. Практически не растворима в этиловом спирте, диэтиловом эфире и хлороформе. Низкомолекулярная метилцеллюлоза мало растворима в холодной воде, растворима в горячей воде, разбавленных растворах щелочей, водном аммиаке, растворе хлорида цинка и медно-аммиачном растворе. [c.236]
Дальнейшее развитие химии и использование неводных растворителей привело к необходимости объяснить процессы, протекающие в этих растворителях. Например, хлорид аммония, ведущий себя как соль в водном растворе, при растворении в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты, растворяя металлы с выделением водорода. Мочевина С0(КНг)2, растворяясь в безводной уксусной кислоте, проявляет свойства основания, в жидком аммиаке — свойства кислоты, а ее водные растворы нейтральны. Все эти факты нельзя было объяснить на основании теории электролитической диссоциации Аррениуса. В связи с этим определение кислот и оснований были пересмотрены. [c.75]
Степень и характер основно-кислотной ионизации в системе из двух соединений водорода (I) зависят от их донорно-акцепторной активности. Так, в ряду HF—Н2О—НзМ в соответствии с уменьшением числа неподеленных электронных пар возрастает сродство к протону. Поскольку сродство к протону у НзЫ больше (9,3 эв), чем у Н2О (7,9 эв), кислоты, слабые в водных растворах, в жидком аммиаке ионизируются в значительно большей степени. Например, НСЫ в воде — очень слабая кислота, а в жидком аммиаке ионизируется почти так же, как НЫОз в воде. В жидком аммиаке кислотные свойства проявляют даже некоторые углеводороды. Вода при растворении в HF ведет себя как основание. [c.166]
Аммиак проявляет свойства основания. Раствор ЫН, обладает pH 10-11. [c.300]
Опыт 5. К 3—4 каплям бромной воды добавьте по каплям раствор аммиака. Какой газ выделяется и что представляет собой белый дым, образующийся при некотором избытке аммиака Какие свойства проявляет аммиак по отношению к бромной воде Напишите уравнения реакций. [c.182]
Водный раствор аммиака обладает свойствами слабого основания, константа его диссоциации при 25 °С составляет 1,8 Ю . [c.206]
Аналогично в основных растворителях типа безводного аммиака основные свойства проявляют лишь те из оснований, которые обладают сильноосновным характером в водных растворах. [c.392]
Проявляют, подобно аммиаку, основные свойства (их растворы окрашивают лакмус в синий, а фенолфталеин -в малиновый цвет). [c.349]
Свойства. Соляная кислота, едкое кали и аммиак растворяют галлий с выделением водорода [c.625]
Деминерализация неводных растворов (таких, как спирт, жидкий аммиак), судя по измеренным в этих растворах свойствам мембран, представляется возможной, хотя длительная стабильность ионоселективных мембран в этих средах еще не подтверждена. [c.26]
Например, мочевина, обладающая в водных растворах свойствами очень слабого основания, проявляет себя в растворе в жидком аммиаке как кислота, а в растворе в безводной уксусной кислоте — более сильным основанием, чем в воде. Следовательно, мочевина, реагирующая как слабое основание в водных растворах, способна в жидком аммиаке вступать в реакции с основаниями, а в безводной уксусной кислоте — с кислотами. [c.348]
Очень часто наблюдается аналогия между химическими реакциями в ионизирующихся растворителях и в водных растворах. Так, многие соединения, имеющие в своем составе анионы растворителя, проявляют амфотерные свойства, т. е. как и слабоосновные гидроксиды в водных растворах, по-разному взаимодействуют с кислотами и основаниями. Так, выпадающий при добавлении в жидкий аммиак раствора амида калия осадок А1(МН2)з растворяется в избытке в результате комплексообразования [c.443]
В жидком аммиаке молекулы ЫНз ассоциированы за счет водородных связей. Жидкий ЫНз растворитель обладает уникальными свойствами (некоторые особенности растворов в жидком ЫНз рассмотрены в разд. 6.6). В нем растворяется рцд активных металлов – щелочные, щелочноземельные, МЛ1, а также Би и УЬ. Растворимость щелочных металлоа в жидком ЫНз составляет десятки процентов. В жидком аммиаке растворяются также некоторые интерме-таллиды, содержащие щелочные металлы, например Ыа РЬ . [c.398]
Можно сказать, что свойства интерметаллических соединений тем в большей степени являются индивидуальными, чем больше отличаются образовавшие их металлы по своему электрохимическому характеру, т. е. чем значительнее они различаются по величине своих электродных потенциалов. Когда мы имеем соединение очень электроположительного элемента с мало электроположительным, то такое соединение по своему характеру приближается к соединениям металла с неметаллами. С химической стороны интерметаллические соединения изучены Краусом, который воспользовался свойством многих из них растворяться в жидком аммиаке. Растворы интерметаллических соединений в жидком аммиаке проводят электрический ток, т. е. они электролиты. Так, при электролизе НадЗл на аноде выделяется олово, на катоде — натрий в весовых отношениях, отвечающих приведенной формуле. Будучи растворенными в жидком аммиаке, интерметаллические соединения вступают во многие химические реакции, которые идут до конца. На основании своих работ Краус приходит к выводу, что интерметаллические соединения — настоящие электролиты, во всех отношениях совершенно аналогичные типичным электролитам — солям. Краус указывает, что в обыкновенных солях, образованных металлом и неметаллом, мы принимаем у атомов металла валентность положительной, а у атомов неметалла отрицательной. Точно так же в интерметаллических соединениях, по-видимому, следует считать электроположительным наиболее активный металл. [c.224]
Представления о кислотах и основаниях, основанные на теории электролитической диссоциации, применимы лишь при условии, что веш,ества реагируют в водном растворе. Однако эти представления не объясняют процессов, протекающих в неводных растворах. Так, например, если хлорид аммония в водном растворе ведет себя как соль (диссоциирует на ионы NH и С1 ), то в жидком аммиаке он проявляет свойства кислоты — растворяет металлы с выделением водорода. Мочевина OiNHa) в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты, в безводной уксусной кислоте — свойства основания, а в водном растворе она нейтральна. Как основание ведет себя азотная кислота, растворенная в жидком фтороводороде или в безводной серной кислоте. [c.189]
Классификация растворителей вытекает из свойств водородных соединений метан — инертный растворитель (и все углеводороды), аммиак — основной, вода — амфотерный, фтороводород — кислый. Важнейшая характеристика растворителей — их диэлектрическая проницаемость. По ее величине все растворители располагаются в элю-отропный ряд Цвета — Траппе. Этот ряд связан с полярностью и сор-бируемостью веществ ( 24, 45, 173). Меняя химический состав растворителя, можно изменять силу растворенных в нем кислот и оснований и преврашать соли в кислоты или основания. Например, мочевина Нз —СО—1 Н2 проявляет в жидком аммиаке кислотные свойства, в безводной уксусной кислоте — сильные основные, в водном растворе — слабые основные. [c.50]
Едкий натр, каустическая сода, кйустик. Белый, гигроскопичный, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (с высоким экзоэффектом), создает в растворе сильнощелочную среду. Сильно снижает растворимость многих солей натрия в воде. Не растворяется в жидком аммиаке. Проявляет свойства оснбвных гидроксидов (относится к щелочам) нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами. Поглощает СО2 из воздуха. Реагирует с неметаллами, металлами, амфотерными оксидами и гидроксидами. Получение см. 23 , 25 , 29 , 36 . [c.20]
По Гокелю [22] реакция идет следующим образом сухой нитрат аммония реагирует с гидроокисью кальция, присутствующей в сыром цианамиде кальция, давая нитрат кальция, воду и аммиак. Аммиак и вода сорбируются нитратом кальция, образуя смесь гидратированной и насыщенной аммиаком кальциевой соли с нитратом аммония. Эта смесь обладает свойством переходить в жидкое состояние, поглощая аммиак (раствор Дивера). Эти вещества плавятся ниже 100° и представляют собой растворитель, в котором может происходить реакция между цианамидом кальция и нитратом аммония. [c.96]
Свойства. Чисто-белый, кристаллический порошок, inn 605 °С кип 1290 °С. Сравнительно устойчив по отношению к действию света и воздуха, плавится без разложения в высоком вакууме в атмосфере азота, не содержащего кислорода. При затвердевании расплава образуется прозрачная бесцветная масса. d 5,667 (30 °С). Энтальпия образования ЛЯ°29в —67,8 кДж/моль. Встречается в jrpex модификациях ниже 396 °С — v- uI, тип цинковой обманки (пр. гр. F43m а= 6,059 А) при 396—407°С — – uI, тип вюртцита свыше 407 °С — a- uI, кубическая структура. Мало растворяется в воде (4,2-10-5 г в 100 мл воды при 25 °С) и в водном аммиаке растворяется в иодидах щелочных металлов. [c.1066]
В 1905 г. английский химик Эдуард Франклин исследовал свойства жидкого аммиака. Растворив в аммиаке 1 моль хлорида аммония КН С1, а затем 1 моль амида натрия NaNH2, он увидел в жидкости белые кристаллики. Франклин отфильтровал осадок, а в жидкости не обнаружил никаких других веществ, кроме аммиака. Как можно объяснить наблюдение Франклина [c.16]
Поэтому реакцию азосочетания применяют также при колориметрическом методе анализа. При помощи азосочетания можно определять содержание нафтолов, нафтолсульфокислот, аминонафтолсульфокис-лот и других соединений. В зависимости от свойства испытуемого вещества азосочетание проводят в слабокислой или слабощелочной средах. Азосочетание с аминами проводят обычно в разбавленных растворах соляной или уксусной кислот. С фенолами, нафтолами, нафтол-сульфокислотами и т. п. азосочетание осуществляют в нейтральной или слабощелочной средах например, в уксусной кислоте совместно с уксуснокислым натрием, водном растворе аммиака, растворе соды, двууглекислого натрия. Раствор едкого натра применяют редко, так как большинство диазосоединений в сильнощелочной среде переходит в неактивную форму и не способно к сочетанию. Вследствие влияник температуры и солнечного света на стойкость растворов солей диазония сочетание обычно проводят при низких температурах, а приготовленные растворы солей диазония защищают от прямых солнечных лучей. [c.220]
Из того факта, что анилин способен давать с кислотами соли, мы заключаем, что он является основанием. Однако основные свойства анилина выражены значительно слабее, чем у аммиака растворы анилина, в отличие от растворов аммиака, не окрашивают лакмус в синий цвет. Следует отметить при этом, что жирные амины (например, метиламин СНдЫН , этиламин СНдСН ЫНа и т. п.) обладают более сильными основными свойствами, чем аммиак, и что, с другой стороны, ароматический амин трифениламин (СеН5)дМ вовсе лишен основных свойств — это нейтральное вещество. [c.234]
Свойства, иранжево-желтый кристаллы, иглы или порошок. Легко растворим в воде (раствор буровато-желтого цвета), водном растворе аммиака-(раствор фиолетового цвета) и в горячем этиловом спирте. Не растворим в Оензоле и диэтиловом эфире. При нагревании разлагается. Образует окрашенные лаки со многими катионами. В водных растворах диссоциирует как двухосновная кислота. [c.23]
Свойства. Бесцветные кристаллы или белый кристаллический порошо Температура плавления 185—187 “С, Легко растворим в этиловом спирте, этил-ацетате, водном аммиаке, раствора.х щелочей, мало растворим в дизтиловоц эфире и хлороформе, плохо растворим в горячей воде, практически не растворим в холодной воде. Из горячей воды кристаллизуется с одной молекулой воды, которую теряет при нагревании (110°С). Раствор реактива в конц. серной кислоте, а также в разбавленных водных растворах щелочей обладает си-. ней флуоресценцией. . . [c.227]
Процессы ионизации и диссоциации веществ в растворах объясняются взаимодействием растворенного вещества с молекулами растворителя (в частном случае — с молекулами воды). В результате такого взаимодействия образуются соединения ионов растворенного вещества с ионами или молекулами растворителя. Классическая теория кислот и оснований не может объяснить ряд явлений, которые происходят при растворении данного вещества в различных растворителях. Например, хлорид аммония в водных растворах диссоциирует на NHj и СГ, т. е. ведет себя подобно другим солям в то же время растворенный в жидком аммиаке он проявляет все типичные свойства кислот вплоть до способности растворять металлы с выделением водорода, хотя Н+-ионов в этих растворах, очевидно, быть не может. Мочевина O(NH2)2, нейтральная в водных растворах, в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты, а в безводной уксусной кислоте — основания. Очень сильная в водных растворах азотная кислота, растворенная в жидкой HF или в безводной H2SO4 ведет себя как основание. Подобных фактов, противоречащих теории электролитической диссоциации, можно было бы привести много. [c.98]
Аммиак ЫНз прекрасно растворим в воде, увеличивает ее электронроводность и придает раствору основные свойства (рис. 12. 9). Столь же хорошо растворимы в воде галогеноводо-роды, растворы которых обладают кислотными свойствами и еще большей электропроводностью, чем водные растворы аммиака. Промежуточные свойства имеет сероводород. Ои пе очень хорошо растворим в воде, и его водные растворы обладают ь ебольнюп электропроводностью и слабо выраженными кислыми [c.366]
Технология соды (1975) — [
c.65
]
Источник